Profesora: Encarnación Cofré S. Enlaces Atómicos Profesora: Encarnación Cofré S.

ENLACE QUÍMICO De los elementos de la tabla periódica los gases nobles son los únicos electrónicamente estables, excepción el helio que presenta sólo dos electrones en el primer nivel (dueto). Debido a esta situación, los gases nobles son inertes y muy rara vez reaccionan.

La mayoría de los otros átomos son sistemas inestables electrónicamente, y en búsqueda de esa estabilidad se pueden presentar fundamentalmente tres situaciones: 1. Ganar electrones, con lo que se convertiría en un anión estable electrónicamente. 2. Perder electrones, con lo que se transformaría en un catión estable en relación a la cantidad de electrones. 3. Unirse a otro átomo, con el propósito de estabilizarse (ambos). Ambos interaccionan formando lo que se conoce como enlace químico.

Finalidad del enlace químico Lograr la estabilidad energética de los átomos involucrados. Por tanto, la “interacción” ocurre principalmente, por las diferencias en las electronegatividades que poseen. Se infiere por tanto que la fuerza del enlace es muy variable, y dependerá fundamentalmente de la naturaleza de los elementos.

LA ELECTRONEGATIVIDAD Y EL ENLACE ATÓMICO

Aquellos átomos con una gran diferencia de electronegatividad forman enlaces de tipo iónico, así el átomo más electronegativo es capaz de “arrancar” el o los electrones de valencia al menos electronegativo, quedando como un anión estable (ión).

En la tabla periódica los elementos metálicos poseen valores bajos de electronegatividad mientras que para los no metales, los valores de electronegatividad son altos. Así, por regla general, un enlace entre un metal y un no metal será iónico, mientras que el enlace formado entre no metales será covalente.

EL ENLACE COVALENTE Se genera cuando 2 o más elementos no metálicos comparten electrones pues presentan nula o pequeña diferencia en sus valores de electronegatividad.

Tipos de enlaces covalentes Enlace covalente apolar Ocurre cuando dos átomos iguales comparten los electrones de enlace. La nube electrónica se encuentra distribuida en forma simétrica entre ambos átomos, sin generar un dipolo en la molécula. Un ejemplo es la molécula de Flúor gaseoso (F2)

Enlace covalente polar Ocurre entre átomos distintos, donde la diferencia de electronegatividades entre los átomos participantes es insuficiente para que ocurra una transferencia de electrones entre los átomos. Ambos no metales distribuyen la nube electrónica en forma asimétrica la que se desplaza siempre hacia el átomo más electronegativo generando un dipolo. El siguiente dibujo evidencia lo que ocurre con los electrones en la molécula de agua.

Propiedades físicas de los compuestos covalentes  Son gases, líquidos o sólidos con puntos de fusión bajos (por lo general menores de 300°C).  Muchos de ellos son insolubles en solventes polares.  La mayoría es soluble en disolventes no polares, como el hexano C6H14  Los compuestos líquidos o fundidos no conducen la electricidad.  Las soluciones acuosas suelen ser malas conductoras de la electricidad porque no contienen partículas con carga.

Enlace covalente dativo o coordinado En el enlace covalente “normal” ambos átomos aportan uno o más electrones al enlace, los que son compartidos, en cambio en el enlace covalente dativo sólo uno de los átomos aporta electrones, mientras que el otro aporta orbitales vacíos. Ejemplo: El Oxígeno en el agua posee dos orbitales, cada uno con un par de electrones no enlazados. El ion H+ puede formar enlace con el Oxígeno para generar el ion hidronio (H3O+), en este enlace el ion H+ no tiene electrones para aportar pero si tiene un orbital vacío, el Oxígeno en tanto, aporta el par de electrones para el enlace, se forma entonces un enlace covalente coordinado o dativo. Esto se muestra en el siguiente dibujo. Otras moléculas que poseen enlace dativo son el NH4 , O3, SO2, SO3, H2SO4, HNO3, H3PO4.

Otras moléculas que poseen enlace dativo son el NH4 , O3, SO2, SO3, H2SO4, HNO3, H3PO4.

ENLACE METÁLICO Características. La teoría para explicar las propiedades y las fuerzas que mantienen cohesionados a los metales en un sistema sólido fue planteada a principios del 1900 por Sommerfield y Bloch y se denominó “la teoría de bandas”.

Teoría de las bandas Cada átomo metálico contribuye con sus orbitales externos a la formación de orbitales más globales que abarcan muchos más átomos y cuya energía está contenida dentro ciertos límites que se denominan bandas.

Es decir: Los metales están formados por una red de iones positivos rodeados por sus electrones de valencia que pueden moverse libremente por toda la estructura. Ahora bien, la superposición de los orbitales atómicos (de fundamental importancia para entender el enlace) da lugar a la formación de bandas de energía.

Justificación de las propiedades El movimiento de electrones atraídos por cargas positivas (iones) en un sistema sólido, justifica la gran conductividad eléctrica que presentan los metales y sus aleaciones, así como también la extrema fuerza de cohesión que les permite fundir y ebullir a temperaturas altísimas.

EL ENLACE IÓNICO Existe enlace iónico cuando la polaridad de la molécula es muy grande y los átomos prácticamente se separan Sabemos que el átomo más electronegativo le “arranca” el electrón al átomo menos electronegativo, y por lo tanto hay una completa transferencia de electrones. Ejemplo: NaCl. El átomo de Sodio es un metal del grupo I-A. Su configuración electrónica es 11Na=1s2, 2s2 2p6, 3s1 El Cloro es un átomo no metálico del grupo VII-A, con configuración es 17Cl= 1s2, 2s2 2p6, 3s2 3p5

El Sodio y el Cloro poseen electronegatividades muy diferentes. El primero es un metal muy electropositivo, muy por el contrario al halógeno cuya electronegatividad es una de las más altas de la tabla periódica. De esta forma, cuando enlazan, el sodio (Na) cede su electrón de valencia al Cl, generando los respectivos iones; Na+ con configuración 1s2, 2s2 2p6 y Cl- con configuración 1s2, 2s2 2p6, 3s2 3p6. Ambos átomos quedan con su capa de valencia completa y logran la estabilidad requerida.

Propiedades físicas de los compuestos iónicos  Son sólidos con puntos de fusiones altos (por lo general mayores de 400°C).  La gran mayoría es soluble en disolventes polares como el agua e insoluble en disolventes no polares, como el hexano C6H14  Los compuestos fundidos conducen bien la electricidad porque contienen partículas móviles con carga (iones).  En solución generan iones por lo que conducen la electricidad (electrolitos).

Covalente puro o no polar electronegatividad determina El tipo de enlace que puede darse entre Átomos diferentes Átomos iguales En los cuales En los cuales La diferencia de E.N. La diferencia de E.N. Cero Diferente de cero y el enlace es y el enlace puede ser Covalente puro o no polar covalente polar iónico ejemplo. Diferencia de E.N. Diferencia de E.N. H2; Cl2; N2 Entre 0 y 1,7 mayor que 1,7

LA NOTACIÓN DE LEWIS Consiste en anotar el símbolo del elemento rodeado de tantos puntos como electrones de valencia presente. la notación de Lewis informa además el tipo de elemento que actúa en el enlace, ya que, predice el grupo al que pertenece en el sistema periódico

ESTRUCTURA DE LEWIS PARA UNA MOLÉCULA 1. Elegir un esqueleto simétrico para la molécula o ion poliatómico, donde se muestre que los átomos están unidos entre sí, además:  Se debe considerar, por lo general, el elemento menos electronegativo como el elemento central de la estructura.  El Hidrógeno nunca será el elemento central, por el contrario, siempre ocupa una posición terminal en las estructuras.  Los átomos de Oxígeno, por lo general no se unen entre sí, excepto en el O2, O3 y en los peróxidos.  En los oxiácidos el o los átomos de Hidrógeno están unidos a un átomo de Oxígeno y éste está unido al átomo central. 2. Se dibujan los electrones que participan en los enlaces como pares de electrones compartidos, usando enlaces simples, dobles o triples según corresponda. 3. Se dibujan pares de electrones libres sobre cada átomo para completar el octeto, según corresponda, o dueto para el caso del hidrógeno.

Conceptos relevantes en enlace químico Valencia Se asocia a la capacidad de combinación de un elemento. En la estructura de Lewis corresponde a la cantidad de electrones que el elemento aporta al momento de enlazar, vale decir, qué cantidad de sus electrones de valencia participan en el enlace. Ejemplo: H2SO4 El elemento azufre (central) actúa con valencia 6, cada oxígeno con valencia 2 y cada hidrógeno con valencia 1. S16 = 1S22S22p63s23p4

Números de oxidación Ó estado de oxidación Es el número de electrones que gana o pierde un átomo de dicho elemento al formar el compuesto. El grupo de la tabla periódica indica el estado de oxidación máximo del elemento IA y IB= +1 IIA y IIB= +2 IIIA= +3 IVA= -4 VA= -3 VIA= -2 VIIA= -1 En general los M+ y NM-

Reglas para asignar el número de oxidación. 1. Los elementos libre o moleculares que no estén combinados con otros elementos diferentes presentan cargas 0, ejemplos H2; N2; O2. 2. La suma algebraica en un compuesto es 0 3. Generalmente los elementos más electronegativos del compuesto son con carga negativa y el resto positiva El O2 tiene EO -2 y en peróxidos -1, por existir enlaces entre los oxígenos. El H2 tiene EO +1, pero en hidruros es -1

Ejemplos: Permanganato de potasio. El E.O del K es +1 por pertenecer al grupo IA, mientras que para el oxígeno es -2. Entonces, el EO de Mn, es: KMnO4 (+1)+(X)+(-8)=0 Peróxido de hidrógeno. El E.O de cada O es -1 y de cada H es +1. (+1)( -1) ESTADOS DE OXIDACIÓN H2O2 (+2)(-2)=0 · Ión amonio. El E.O del N es -3 y de cada H, es +1 -3 +1 ESTADOS DE OXIDACIÓN NH4 + (-3)(+4)=+1 CARGA DEL IÓN · Ión fosfato monoácido. E.O del fósforo es +5, de cada oxígeno -2 y cada hidrógeno +1. +1 +5 -2 ESTADOS DE OXIDACIÓN HPO2-4 (+1)(+5)(-8)=-2 CARGA DEL IÓN

Ejercicios de aplicación Determine el E.O de P en (Ca3(PO4)2) Datos Ca IIA= +2 O VIA= -2 (+2X3)+2X + (-2X8)= 0 6+ 2X+ -16= 0 2X -10 = 0 X= 10/2 X= 5 entonces P=+5 Determine el EO KMnO4 Datos K: IA= +1 O: VIA= -2 +1 + X+ -8 = 0 X -7 = 0 X = +7 entonces Mn= +7

A trabajar Br en Br2O7 S en Na2SO4 Pb en PbO

. Los átomos al unirse entre sí buscan A) mayor estabilidad electrónica. B) dejar de ser radiactivos. C) transformarse en gases nobles. D) formar compuestos. E) quedar con mayor energía. 2. Los metales se caracterizan porque A) al unirse con otro metal forman enlace covalente. B) presentan una marcada tendencia a ganar electrones. C) pueden presentar estados de oxidación positivos y negativos. D) forman enlaces iónicos al unirse con un no metal. E) no se pueden enlazar con los no metales. 3. La fórmula del compuesto iónico formado entre un metal M del grupo I A con un elemento X del grupo VI A será A) MX B) M2X C) MX2 D) M2X3 E) MX3

1a 2e 3b 4d 5e 6b 7b 8D 9d 10b

4. El número de enlaces que presenta la molécula de cadena abierta de fórmula C12H22O11 es 5. De las siguientes moléculas, la que presenta mayor cantidad de electrones de enlace es (Ver tabla periódica) A) H2O2 B) CH4 C) HCN D) CS2 E) C2H2 6. ¿Cuál de las moléculas o iones indicados, presenta enlace covalente coordinado o dativo? I) H2S II) SO3 III) H3O+ A) sólo I B) sólo II C) sólo III D) I y II E) II y III

7. Al analizar la estructura de Lewis de la molécula de urea CO(NH2)2 8. De los siguientes enlaces, el que presenta mayor carácter covalente es (Ver tabla periódica) A) C-H B) N-H C) Cl-H D) O-H E) F-H Podemos afirmar que el nitrógeno actúa con valencia (Ver tabla periódica) A) 1 B) 3 C) 4 D) 5 E) 7

Para responder las preguntas 9 y 10 considere la siguiente tabla 9. El compuesto que presenta el mayor porcentaje de carácter iónico es A) DE B) RD C) RE D) TD E) TE 10. Presenta enlace covalente I) RT II) DE III) E2 A) sólo I B) sólo II C) sólo III D) II y III E) todas